第八講化學反應的速率知識梳理考點一、化學反應速率1、化學反應速率的意義和表示方法意義：表示某一化學反應進行快慢程度的一種物理量。表示方法：用單位時間內某一反應物濃度的減少或某生成物濃度的增加來表示。2、化學反應速率的計量特征表達式：(△c表示某一反應物或某一生成物物質的量濃度的絕對變化值，△t表示時間變化量)單位：mol·L1·s1或mol·L1·min1或mol·L1·h1說明：①化學反應速率無正負之分；②化學反應速率不是瞬時速率而是平均速率；③用不同物質來表示某一化學反應速率時，其數值一般不一定相等，所以必須標明物質；④用不同物質來表達化學反應速率時，其數值不一定相等，但它們的速率比等于方程式中的系數比。即：對于反應aA+bBcC+dD來說，υ(A)：υ(B)：υ(C)：υ(D)=a：b：c：d【注意】這里的速率均是指同一方向的，要么是正反應方向，要么是逆反應方向。1．在起始溫度均為T℃．容積均為10L的密閉容器A（恒溫）、B（絕熱）中均加入1molN2O和4molCO，發生反應N2Og+COg?NA．曲線M、N的平衡常數大小為：KB．N2與CO2濃度比為C．T℃時，kD．用CO的濃度變化表示曲線N在0～100s內的平均速率為【答案】C【解析】A．反應為放熱反應，升高溫度，平衡逆向移動，K值減小，N溫度低于M，故KNB．N2與CO2濃度比為1：1時，無法判斷正逆反應速率是否相等，故無法判斷反應達到平衡狀態，故B正確；C．PN曲線表示A容器中N2O的轉化率隨時間的變化關系，T℃時，反應達到平衡狀態時N2O的轉化率為25%，N2O的反應量為1mol×25%=0.25mol，平衡時N2O的物質的量為0.75mol，CO的物質的量為4mol0.25mol=3.75mol，氮氣和的CO2物質的量均為0.25mol，此時平衡常數K=cN2cCO2cN2OcCO=K=145，達到平衡狀態時v正=v逆，故k正?c(N2O)?D．用CO的濃度變化表示曲線N在0～100s內的平均速率v(CO)=v(N2O)=1mol×10%10L×100故選C。2．研究NOx之間的轉化對大氣污染控制具有重要意義，已知：N2O4(g)?2NO2(g)

ΔH>0，如圖所示，在恒容密閉容器中，反應溫度為T1時，c(N2O4)和c(NO2)隨t變化為曲線Ⅰ、Ⅱ，改變溫度到T2，c(NO2)隨t變化為曲線Ⅲ。下列判斷正確的是A．溫度T1>T2B．反應速率v(a)<v(b)C．K(T1)>K(T2)D．在T2溫度下，反應在0t1內的平均速率為v(N2O4)=0.02t【答案】D【解析】A．該反應為吸熱反應，升高溫度，平衡向正反應方向移動，NO2的濃度增大，所以溫度T1＜T2，A錯誤；B．v=ΔnΔt，a點b點生成Δ(NO2C．該反應為吸熱反應，升高溫度，平衡向正反應方向移動，平衡常數K增大，T1＜T2，所以K(T1)＜K(T2)，C錯誤；D．在T2溫度下，反應在0t1內的v(NO2）=0.04t1mol/L/s,故答案為：D。3．某溫度時，在1L容器中發生A、B兩種物質間的轉化反應，A、B物質的量隨時間變化曲線如圖所示。下列敘述正確的是A．該反應的化學方程式為AB．達到平衡時，A和B濃度保持不變C．4min時，該反應已處于化學平衡狀態D．0~4min，B的平均反應速率為0.1mol/(L?min)【答案】B【解析】A．由圖可知A是反應物，B是生成物，達到平衡時，消耗的時間是一樣的，A的變化量為0.6mol，B的變化量為0.3mol，變化量之比等于化學計量數之比，該反應的化學方程式為2A?B，故A錯誤；B．反應達到平衡時，A與B的濃度應該保持不變，故B正確；C．4min后A和B的濃度仍在變化，說明未達到平衡狀態，8min時圖像中的兩條曲線都變直了，說明濃度不再發生改變，說明此時反應達到平衡，故C錯誤；D．0~4min，B的平均反應速率為v(B)=Δn故本題選B。考點二、化學反應速率的影響因素內因：反應物本身的性質→起最主要作用(如：F2非常活潑，與H2在陰冷的環境下相遇會發生爆炸，而I2與H2在500℃的條件下才能反應，而且是可逆反應)外因：外界因素(包括濃度、壓強、溫度、催化劑、固體表面積等)(1)濃度對化學反應速率的影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度，可以加快化學反應速率；減小反應物的濃度，可以減慢化學反應速率。實質：改變反應物的濃度，實際上就是改變單位體積內的活化分子數。具體來說，增大反應物的濃度，必然提高了單位體積內活化分子數，故加快化學反應速率；減小反應物的濃度，必然減少了單位體積內活化分子數，故減慢化學反應速率。注意事項：此規律只適用于濃度可以改變的物質(氣體或溶液)所參與的反應，對于固體或純液體來說，它們的濃度是常數，改變它們的量(質量、物質的量等)均不會影響化學反應速率。如：C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)，若增加焦炭的量，化學反應速率不發生改變。(2)壓強對化學反應速率的影響條件：壓強對固體或液體的濃度改變幾乎無影響，所以此規律只適用于有氣體參與的反應。規律：對于有氣體參與的化學反應，在其他條件不變的情況下，增大壓強，化學反應速率加快；減小壓強，化學反應速率減慢。實質：對于氣體來說，在其他條件不變的情況下，增大壓強，氣體體積減小(相當于壓縮容器)，即增大了氣體的濃度，所以，增大壓強可以加快化學反應速率；減小壓強，氣體體積增大(相當于增大容器)，即減小了氣體的濃度，所以，減小壓強可以減慢化學反應速率。(3)溫度對化學反應速率的影響規律：在其他條件一定的情況下，升高溫度，可以加快化學反應速率；降低溫度，可以減慢化學反應速率。實驗測得，溫度每升高10℃，化學反應速率通常增大到原來的2～4倍。實質：當升高反應體系溫度時，物質吸收能量后，內能增大，單位體積內活化分子百分數增加，同時分子運動加劇，增加了分子碰撞的機會，從而提高有效碰撞次數，故加快化學反應速率；降低反應體系溫度時，物質分子運動減弱，減少了分子碰撞的機會，從而降低了有效碰撞分子的百分數，故減慢化學反應速率。(4)催化劑對化學反應速率的影響規律：使用催化劑，能同等程度地加快(或減慢)正、逆反應速率。實質：分子必須具備一定的能量才能成為活化分子，才能發生化學反應。而催化劑能改變化學反應的途徑，降低活化分子所需的最低能量(即降低活化能)，從而使更多的普通分子成為活化分子，提高了有效碰撞分子的百分數，故加快化學反應速率。【說明】催化劑可分為正催化劑和負催化劑(或阻化劑)。所謂正催化劑是指能加快反應速率的催化劑，負催化劑是指能降低反應速率的催化劑。由于負催化劑較少，所以一般催化劑都是指正催化劑而言。(5)固體表面積的大小對化學反應速率的影響規律：固體顆粒越小，即表面積越大，化學反應速率越快；固體顆粒越大，即表面積越小，化學反應速率就越慢。實質：固體物質在一般情況下，濃度是個常數。但當將一定質量的固體粉碎后，顆粒變小，表面積增大，相當于增大了固體物質的濃度，故可加快化學反應速率。(6)原電池對化學反應速率的影響規律：對于較活潑的金屬與非氧化性酸(如鹽酸、稀硫酸等)發生置換反應產生氫氣時，若向此溶液中加入較不活潑金屬或金屬陰離子時，產生氫氣的速率會加快。實質：當向原溶液中加入不活潑金屬或金屬陽離子時，會形成原電池發生電化腐蝕，而電化腐蝕的速率要大于普通的化學腐蝕的速率。4．丙烯是三大合成材料的基本原料之一，其中生產聚丙烯時丙烯用量最大。另外，丙烯還可用于生產多種重要有機化工原料。由丙烷(C3H8Ⅰ．丙烷催化脫氫法：C3HⅡ．丙烷催化氧化法：C3H請回答下列問題：(1)已知2H2g+O2g(2)T℃下，向2L恒容密閉容器中充入0.8時間/min01357壓強/kPa1011.5131414①下列能說明該反應達到平衡狀態的是(填標號)。a．丙烷的消耗速率等于丙烯的生成速率

b．容器內氣體的密度不再發生變化c．容器內的壓強不再發生變化

d．容器內氣體平均相對分子質量不再變化②0～3min內，用H2g表示該反應的反應速率為mol·L1③C3H8g的平衡轉化率為，該反應的平衡常數Kp=【答案】(1)+124(2)cd0.0440%【解析】（1）已知Ⅰ．丙烷催化脫氫法：C3H8g?C3H6g+H2g

（2）①a．丙烷的消耗速率等于丙烯的生成速率，只有正反應速率，沒有說明逆反應速率，則不能說明該反應達到平衡狀態，故a不符合題意；b．根據質量守恒，容器內氣體的質量始終不變，容器體積不變，則容器內氣體的密度始終不變，則不能說明該反應達到平衡狀態，故b不符合題意；c．該反應是氣體體積增大的反應，隨著反應進行，容器內壓強增大，當容器內的壓強不再發生變化，說明反應達到平衡狀態，故c符合題意；d．根據質量守恒，容器內氣體的質量始終不變，該反應是氣體體積增大的反應，隨著反應進行，容器內氣體平均相對分子質量逐漸減小，當容器內氣體平均相對分子質量不再改變時，說明反應達到平衡狀態，故d符合題意；故答案選cd；②起始時容器內壓強為10p0kPa，3min時壓強為13p0kPa，列化學平衡三段式，C3H8(g)?C3H6(g)起始p(kPa)10③起始時容器內壓強為10p0kPa，反應達平衡后總壓為14p0kPa，列化學平衡三段式，C3H8(g)?C3H65．選擇性催化還原法(SCR法)去除NOx(1)以V2O5為催化劑的催化原理：V2O①五價釩在pH為10~13的溶液中會以焦釩酸根(V2O7②其他條件相同，NH3、NO以一定速率，通過一定量V2O5催化劑催化脫硝，當NO含量一定，(2)以Fe2①請寫出脫硝過程中總反應方程式：。②NO脫除率隨溫度變化如圖2所示，溫度高于1000℃時NO脫除率明顯下降，可能原因是：。(3)以CuOCeO①理想CeO2晶胞如圖3所示，實際晶體中會含有部分氧空位。部分O2?填充在由Ce4+②Cu基催化劑對于使用CO脫去NO有著極為優異的催化性能，現探究不同nCeO2:nCuO情況下脫硝、脫碳的情況。已知反應機理是CO首先吸附在CeO2③測定某催化劑中CeO2質量分數，取催化劑產品0.8000g，用30mL高氯酸和20mL磷酸混合液加熱溶解，冷卻至室溫后，用0.2000mol?L?1硫酸亞鐵銨[NH42【答案】(1)或者催化劑表面酸性位點一定，隨NH3NO比值增大，催化劑表面吸附的NH3(2)4NH3+4NO+(3)四面體CuO88.15%【解析】（1）由題意，pH為10~13時，V2或者NH3NO比值大于1.0后NO脫除率變化不大，其原因可能是：催化劑表面酸性位點一定，隨NH3（2）由反應機理得出脫硝過程中總反應方程式：4NH3+4NO+（3）由化學式CeO2，原子數之比1:2，則Y為O2，X為Ge4+，部分O2?填充在由Ce4+構成的四面體空隙中；由圖CO轉化率隨nCuO增大轉化率比較大，CO反應的活性位點位于CuO上；由Fe6．工業尾氣脫硝是減少空氣污染的重要舉措。回答下列問題：(1)已知相關反應的熱力學數據如下。反應ΔKCH?802.6N+182.6CH5.02NO8.5①CH4脫硝反應CH4g+2NOg+O2A．恒容時增大O2的壓強

C．移去部分H2O②CH4另一脫硝反應CH4g+2NO(2)模擬工業尾氣脫硝：一定條件下，將pCH4:當溫度低于780K時，NO的去除率隨溫度升高而升高，可能原因是；高于780K時，NO的去除率隨溫度升高而降低，結合(1)的信息分析其可能原因是。(3)中國科學家利用Cu催化劑實現電化學脫硝。通過理論計算推測電解池陰極上NO可能的轉化機理及轉化步驟的活化能分別如下(*表示催化劑表面吸附位，如NOH?I．NOⅡ．NOHⅢ．NⅣ．NHV．NH上述反應機理中，Ⅱ～V中速率最慢的步驟是。若電路中有1mmol電子流過，其中生成NH3的選擇性為95%，電解池陰極生成的NH3的物質的量為【答案】(1)985.2AC5.9×1064(2)當溫度低于780K時,反應未達到平衡，升高溫度，向正反應方向移動，NO的去除率升高。高于780K時，反應放熱，隨溫度升高平衡向逆向移動，NO的去除率隨溫度升高而降低(3)Ⅱ0.19【解析】（1）①：根據蓋斯定律，①②=③，△H3=△H1△H2=（802.6182.6）kJ?mol?1=800K時，為了提高該反應中NO的平衡轉化率，A．恒容時增大O2B．減小反應容器的容積，相當于增大壓強，前后系數相等，平衡不移，B錯誤；C．移去部分H2OD．選擇合適的催化劑,平衡不移，D錯誤；故選AC。②：根據蓋斯定律，③④=⑤，故Kp800K=Kp③（2）①當溫度低于780K時,反應未達到平衡，升高溫度，向正反應方向移動，NO的去除率升高；②高于780K時，反應放熱，隨溫度升高平衡向逆向移動，NO的去除率隨溫度升高而降低。（3）①活化能越大速率越慢，Ⅱ～V中速率最慢的步驟是Ⅱ；②由NO的轉化機理可知方程式為：NO+5H++5e=NH3+H2O，生成1molNH3轉移5mol電子，若電路中有1mmol電子流過，其中生成NH3的選擇性為95%，電解池陰極生成的NH3的物質的量為7．以NH3還原NOx的選擇性催化還原(NH3-SCR)技術廣泛應用于煙氣(含NO、(1)常壓下，將一定比例的NH3、NO、O2、N2的混合氣體勻速通過裝有催化劑的反應管，測得NO的轉化率與N2的選擇性2n生成(2)研究NH3-SCR法尾氣中NH3脫除機理的流程如圖2所示。其他條件一定時，在不通O2、通入O2兩種情況下，NH①反應17~19.2h時，NH3脫除率下降，其原因是②通入O2后，NO選擇性增大，其原因是【答案】(1)催化劑活性降低，NH3轉化為N2的速率降低；部分NH3被氧化為NO(2)該時間段內發生的反應為NH3與CuO反應生成Cu(或Cu2O)和N2，隨時間推移，CuO與Cu2O的量減少，NH3氧化為N2的速率降低隨時間推移，Cu被O2氧化為CuO的量增多，NH3被CuO催化氧化成NO的量增大【解析】（1）溫度高于350℃，N2選擇性下降的原因是催化劑活性降低，NH3轉化為N2的速率降低；部分NH3被氧化為NO；（2）①反應17～19.2h時，NH3脫除率下降，其原因是該時間段內發生的反應為NH3與CuO反應生成Cu(或Cu2O)和N2，隨時間推移，CuO與Cu2O的量減少，NH3氧化為N2的速率降低；②通入O2后，NO選擇性增大，其原因是通入O2后，Cu被O2氧化為CuO的量增多，NH3被CuO催化氧化成NO的量增大。考點三、活化能1、能壘

活化分子含有的能參加化學反應的最低限度的能量，稱為化學反應的能壘，或稱能閾或能障。

對于一個化學反應，要想從反應物變成產物必須要“翻山越嶺”。能壘，則是反應物變成產物所必須克服的能量障礙。能壘的高度表示了反應物轉變為產物所需克服的能量障礙的大小，能壘越高，表示反應的難度越大。能壘大則不易形成活化的中間產物，反應難以進行。能壘E為活化絡合物與反應物的零點能之差，是不同于活化能的。一般的化學反應都是在等溫等壓下進行，自發跟非自發是看deltaG也就是吉布斯自由能變。無論哪種，要突破能壘，也就是活化能，都是因為要經歷一個過渡態。自發跟非自發說的是熱力學，活化能高低說的是動力學。2、活化能指分子從常態轉變為容易發生化學反應的活躍狀態所需要的能量。對基元反應，反應活化能即基元反應的活化能。對復雜的非基元反應，反應活化能是總包反應的表觀活化能，即各基元反應活化能的代數和。如圖所示：反應A+B→AB的活化能為瓦，加入催化劑K后，反應分兩步進行:①A+K→AK活化能為Ea1（慢反應）②AK+B→AB+K活化能為Ea2(快反應)總反應：活化能為Eal可以看出，加入催化劑K后，兩步反應的活化能Eal和Eal均小于原反應的活化能￡a，因此反應速率加快。仔細分析這兩步反應可以看山：由于Ea1>Ea2，第1步反應是慢反應，是決定整個反應快慢的步驟，稱為“定速步驟”或“決速步驟”，第1步反應越快，則整體反應速率就越快。因此對總反應來說，第一步反應的活化能Ea1就是在催化條件下總反應的活化能。在化學中，反應機理是發生整體化學變化的基本反應的逐步序列。3.化學機理化學機理是一種理論猜想，它試圖詳細描述在整個化學反應的每個階段發生了什么。

在大多數情況下，無法觀察到反應的詳細步驟。

選擇推測的機制是因為它在熱力學上是可行的，并且在分離的中間體或反應的其他定量和定性特征方面有實驗支持。

它還描述了每個反應性中間體、活化復合物和過渡態，以及哪些鍵斷裂，以及哪些鍵形成。

一個完整的機制還必須解釋使用反應物和催化劑的原因、在反應物和產物中觀察到的立體化學、形成的所有產物以及每種產物的量。根據機理所包含的基元反應的個數，反應機理分為：有限個或無限個基元反應構成的機理兩類。對峙反應、平行反應和連續反應由有限個基元反應組成的，是常見的反應機理見的反應機理，它們是構成更復雜反應機理的基礎模型。舉例，如氧化亞氮在碘蒸氣存在時的熱分解反應：2N2O→2N2+O2。其反應機理包含以下步驟：其中，反應（1）是對峙反應，分別用k+和k表不正向及逆向的反應速率常數。反應（1）、（2）和(3)組成連續反應。因此，這個反應同時具有對峙反應和連續反應的特征。無限個基元反應組成鏈反應屬于由無限個基元反應組合而成，像鏈一樣一個接一個傳遞下去的反應。鏈反應有以下三步組成，以H2

+Cl2→2HCl

反應為例，即：鏈的引發：鏈反應的開始，自由基在熱的作用下分解產生自由基。即：Cl2→2Cl·鏈的傳遞:自由基與穩定分子發生作用形成產物，同時又生成新的自由基，反應如同鏈鎖一樣連續進行下去。Cl·+H2→HCl+H·H·+Cl2→HCl+Cl·試驗證明一個Cl·自由基往往能循環反應生成10~10個HCl分子。鏈的終止：在鏈反應進行中，鏈的傳遞物在氣相中相互碰撞發生重合或歧化形成穩定分子放出能量，也可在氣相中或器壁上發生三體碰撞形成穩定分子，而放出的能量被器壁吸收，使鏈的傳遞終止。2Cl·+M→Cl2

+M4.能量反應過程圖分析（1）化學動力學與反應歷程化學動力學是研究化學反應進行的速率和反應歷程（即機理）的科學。所謂反應歷程就是反應物按什么途徑，經過哪些步驟，才能轉化為最終產物。選擇適當的反應途徑，可以使熱力學由預期轉變為現實。（2）基元反應與非基元反應例如H++OH?=H2O，反應幾乎沒有過程，瞬間平衡一步到位，稱為簡單反應；而2HI=H2+I2的實際機理是分兩步進行的，每一步都成為一個基元反應，2HI→H2+2I·、2I·→I2存在未成對電子的微粒稱為自由基，反應活性高，壽命短，2HI=H2+I2稱為非基元反應。（3）有效碰撞理論與活化能活化能活化分子數單位體積內活化分子數有效碰撞濃度/壓強不變不變上升上升溫度不變上升上升上升催化劑下降上升上升上升（4）過渡態與中間體（1）過渡態①以上為一種基元反應，其中正反應活化能Ea正=ba，逆反應活化Ea逆=bc，ΔΗ=Ea正Ea逆；②過渡態（A…B…C）不穩定（2）中間體處于能量最高點的是反應的過渡態，在多步反應中兩個過渡態之間的是中間體，中間體很活潑，壽命很短，但是比會比過渡態更穩定些。5．能壘與決速步能壘：簡單可以理解為從左往右進行中，向上爬坡最高的為能壘，而包含此能壘的反應我們稱之為決速步驟，也成為慢反應。例如下圖中，從第一個中間態到過渡態2的能量就是能壘，而HCOO*+H*=CO2+2H*是在Rh作催化劑時該歷程的決速步驟。

6．催化劑與中間產物的判斷催化劑：在連續反應中從一開始就參與了反應，在最后又再次生成，所以僅從結果上來看似乎并沒有發生變化，實則消耗多少后續又生成了多少。中間產物：在連續反應中為第一步的產物，在后續反應中又作為反應物被消耗，所以僅從結果上來看似乎并沒有生成，實則是生成多少后續又消耗多少。8．下列有關碰撞理論的說法正確的是A．增大壓強(體積減小)或升高溫度，均能增大活化分子百分數，從而加快化學反應速率B．活化能接近于零的反應，當反應物相互接觸時，反應瞬間完成C．人們把能夠發生有效碰撞的分子叫做活化分子，把活化分子具有的能量叫活化能D．增大反應物濃度，可增大活化分子的百分數，從而使單位時間有效碰撞次數增多【答案】B【解析】A．增大壓強(體積減小)可以增大單位體積內活化分子數目，但不能增大活化分子百分數，故A錯誤。B．活化能接近于零的反應，由于不需要活化能的推動，所以當反應物相互接觸時反應瞬間完成，故B正確。C．我們把能夠發生化學反應的碰撞叫做有效碰撞，能夠發生有效碰撞的分子叫做活化分子，活化分子具有的平均能量與反應物分子具有的平均能量之差叫做反應的活化能，故C錯誤。D．增大反應物濃度，活化分子的百分數不變，故D錯誤。故選B。9．我國科學家成功利用CO還原NO，從源頭上減少煤粉燃燒產生的大氣污染。一定溫度下，在1L的恒容密閉容器中，充入1molCO和1molNO，反應2COg+2NOg?A．升高溫度，正、逆反應速率以相同倍數增大B．加入催化劑使正反應速率加快，逆反應活化能增大C．若往容器中再通入1molNO和1molCO2，則此時vD．若往容器中再通入2molCO和1molN2，則此時v【答案】D【分析】一定溫度下，在1L的恒容密閉容器中，充入1molCO和1molNO，反應2COg+2NOg?2K=0.2×0.42【解析】A．升高溫度，平衡一定發生移動，則正、逆反應速率不同，增大的倍數不同，A不正確；B．加入催化劑使正反應速率加快，則該催化劑降低正反應的活化能，則逆反應活化能減小，B不正確；C．若往容器中再通入1molNO和1molCO2，濃度商Qc=0.2×1.421.6D．若往容器中再通入2molCO和1molN2，則此時Qc=1.2×0.422.6故選D。10．含Ru(釕)化合物可催化CO2下列說法正確的是A．1mol物質Ⅰ轉化為物質Ⅱ時，反應過程中轉移4mol電子B．物質Ⅱ→Ⅲ過程中，Ru元素化合價保持不變C．整個過程中，有非極性鍵的斷裂與形成D．反應結束后，體系中水的量增多【答案】B【解析】A．1mol物質Ⅰ轉化為物質Ⅱ時，由圖可知，反應方程式為Ru(OH)2+2H2=RuH2+2H2O，反應中釕元素的化合價沒有變化，氫元素的化合價既升高被氧化，又降低被還原，氫氣即是反應的氧化劑也是反應的還原劑，所以當1mol物質I轉化為物質Ⅱ時，氫氣得到2mol電子，物質I并沒有電子得失，A錯誤；B．由圖知，物質Ⅱ→Ⅲ過程中，Ru元素均與非金屬元素形成2個單鍵，或者：由圖可知，物質Ⅱ、Ⅲ的化學式分別為RuH2、Ru(HCOO)2，由化合價代數和為0可知，化合物Ⅱ、Ⅲ中Ru元素化合價均為+2、保持不變，B正確；C．氫氣分之內為非極性鍵，整個過程中，氫氣分子被破壞，故有非極性鍵的斷裂，但沒有非極性鍵的形成，C錯誤；D．由圖知，總反應為催化劑作用下二氧化碳與氫氣反應生成甲酸，反應的化學方程式為H2+CO2=催化劑答案選B。